Interatominen linkkien ominaisuudet ja tyypit

linkki atomienväliset on kemiallinen sidos, joka muodostuu atomien välille molekyylien tuottamiseksi. 

Vaikka nykyään tiedemiehet ovat yleisesti yhtä mieltä siitä, että elektronit eivät pyöri ytimen ympärille, koko historian aikana ajateltiin, että jokainen elektroni kiertää atomin ytimen erillisessä kerroksessa.

Nykyään tiedemiehet ovat tulleet siihen tulokseen, että elektronit liikkuvat atomin tietyillä alueilla eivätkä muodosta kiertorataa, mutta valenssikuoria käytetään edelleen kuvaamaan elektronien saatavuutta.

Linus Pauling osallistui kemiallisen sidoksen nykyaikaiseen ymmärtämiseen kirjoittamalla kirjan "Kemiallisen sidoksen luonne", jossa hän keräsi ideoita Sir Isaac Newtonilta, Étienne François Geoffroyilta, Edward Franklandilta ja erityisesti Gilbert N. Lewiselta..

Siinä hän liittyi kvanttimekaniikan fysiikkaan kemiallisten yhteyksien kemialliseen luonteeseen, joka tapahtuu kemiallisten sidosten tekemisen yhteydessä.

Paulingin työ keskittyi selvittämään, että todelliset ionisidokset ja kovalenttiset sidokset sijaitsevat sitovan spektrin päissä ja että suurin osa kemiallisista sidoksista luokitellaan näiden ääriarvojen kesken..

Pauling kehitti myös linkkityypin liikkuvan asteikon, jota ohjaa linkissä mukana olevien atomien elektronegatiivisuus.

Paulingin valtava panos kemiallisen sidoksen nykyaikaiseen ymmärtämiseen johti siihen, että hänelle myönnettiin vuoden 1954 Nobelin palkinto "tutkimuksesta kemiallisen sidoksen luonteesta ja sen soveltamisesta monimutkaisten aineiden rakenteen selvittämiseen".

Elävät olennot koostuvat atomeista, mutta useimmissa tapauksissa nämä atomit eivät liukene yksinään. Sen sijaan ne ovat yleensä vuorovaikutuksessa muiden atomien (tai atomien ryhmien) kanssa.

Esimerkiksi atomit voidaan liittää vahvoilla sidoksilla ja järjestää molekyyleiksi tai kiteiksi. Tai he voivat muodostaa väliaikaisia, heikkoja siteitä muiden atomien kanssa, jotka heitä osuvat.

Sekä vahvat sidokset, jotka sitovat molekyylejä, että heikkoja sidoksia, jotka luovat väliaikaisia ​​yhteyksiä, ovat välttämättömiä kehomme kemialle ja itse elämän olemassaololle.

Atomit pyrkivät järjestymään mahdollisimman vakaiksi malleiksi, mikä tarkoittaa, että niillä on taipumus täyttää tai täyttää niiden uloimman elektronin kiertoradat.

He yhdistyvät muiden atomien kanssa juuri niin. Voimaa, joka pitää atomit yhdessä molekyyleinä tunnetuissa kokoelmissa, kutsutaan kemialliseksi sidokseksi.

Interatomisten kemiallisten sidosten tyypit

Metallilinkki

Metallisidos on voima, joka pitää atomit yhdessä puhtaassa metallisessa aineessa. Tällainen kiinteä aine koostuu tiiviisti pakatuista atomeista.

Useimmissa tapauksissa kunkin metalliatomin uloimman elektronin kerros päällekkäin suuren määrän naapureiden atomien kanssa.

Tämän seurauksena valenssielektronit liikkuvat jatkuvasti yhdestä atomista toiseen eivätkä ole liittyneet mihinkään tiettyyn atomipariin (Encyclopædia Britannica, 2016).

Metallilla on useita ainutlaatuisia ominaisuuksia, kuten kyky johtaa sähköä, alhainen ionisaatioenergia ja alhainen elektronegatiivisuus (joten ne helposti luovuttavat elektroneja, eli ne ovat kationeja).

Sen fyysiset ominaisuudet sisältävät kiiltävän (kirkkaan) ulkonäön ja ovat muovattavia ja muovattavia. Metalleissa on kiteinen rakenne. Metallit ovat myös muokattavia ja sitkeitä.

1900-luvulla Paul Drüde teki elektronien teorian mallinnamalla metalleja atomien ytimien (atomiytimet = positiiviset ytimet + elektronien sisäkerros) ja valenssielektronien seoksena.

Tässä mallissa valenssielektronit ovat ilmaisia, delokalisoituja, mobiileja eivätkä liittyneet mihinkään tiettyyn atomiin (Clark, 2017).

Ioninen sidos

Ionisidokset ovat luonteeltaan sähköstaattisia. Ne esiintyvät, kun positiivisen varauksen omaava elementti liittyy negatiivisesti varautuneeseen ryhmään coulombisten vuorovaikutusten vuoksi.

Elementeillä, joilla on alhaiset ionisaatioenergiat, on taipumus menettää elektroneja helposti, kun taas korkean elektronisen affiniteetin omaavilla elementeillä on taipumus saada elektroneja, jotka tuottavat vastaavasti kationeja ja anioneja, jotka muodostavat ionisidoksia.

Yhdisteet, joissa on ionisia sidoksia, muodostavat ionisia kiteitä, joissa positiivisten ja negatiivisten varausten ionit värähtelevät toistensa lähellä, mutta positiivisten ja negatiivisten ionien välillä ei ole aina suoraa 1-1 korrelaatiota.

Ionisidoksia voidaan tyypillisesti rikkoa hydraamalla tai lisäämällä vettä yhdisteeseen (Wyzant, Inc., S.F.)..

Aineita, joita pitävät yhdessä ioniset sidokset (kuten natriumkloridi), voidaan yleensä erottaa todellisiksi varautuneiksi ioneiksi, kun ulkoinen voima vaikuttaa niihin, kuten silloin, kun ne liukenevat veteen..

Lisäksi kiinteässä muodossa yksittäiset atomit eivät houkuttele yksittäistä naapuria, vaan muodostavat jättiläisiä verkkoja, jotka houkuttelevat toisiaan kunkin atomin ytimen ja naapurivalojen elektronien välisten sähköstaattisten vuorovaikutusten kautta..

Naapurimaiden välisen vetovoiman voima saa ionisen kiintoaineen äärimmäisen järjestäytyneen rakenteen, joka tunnetaan ionisena ristikkona, jossa vastakkaisen varauksen omaavat partikkelit kohdistuvat toisiinsa luodakseen tiukasti sidotun jäykän rakenteen (Anthony Capri, 2003).

Kovalenttinen sidos

Kovalenttinen sidos tapahtuu, kun atomit jakavat elektronien parit. Atomit yhdistetään kovalenttisesti muihin atomeihin saadakseen lisää stabiilisuutta, joka saadaan muodostamalla täydellinen elektronikerros.

Jakamalla eniten ulkoisia (valenssi) elektronejaan atomit voivat täyttää niiden ulkokerroksen ja saada vakautta.

Vaikka sanotaan, että atomit jakavat elektroneja, kun ne muodostavat kovalenttisia sidoksia, ne eivät yleensä jaa elektroneja yhtä hyvin. Ainoastaan ​​silloin, kun saman elementin kaksi atomia muodostavat kovalenttisen sidoksen, jaetut elektronit jaetaan tasaisesti atomien kesken.

Kun eri elementtien atomit jakavat elektronit kovalenttisen sidoksen kautta, elektroni vedetään enemmän kohti atomia suuremmalla elektronegatiivisuudella, mikä johtaa polaariseen kovalenttiseen sidokseen.

Ionisiin yhdisteisiin verrattuna kovalenttisten yhdisteiden sulamis- ja kiehumispiste on yleensä alhaisempi ja niillä on vähemmän taipumusta liuottaa veteen..

Kovalenttiset yhdisteet voivat olla kaasu-, nestemäisessä tai kiinteässä tilassa eivätkä johda sähkön tai lämmön hyvin (Camy Fung, 2015).

Vetyylit

Vety- sidokset tai vety-sidokset ovat heikko vuorovaikutus elektronegatiiviseen elementtiin kiinnitetyn vetyatomin välillä toisella elektronegatiivisella elementillä.

Polaarisessa kovalenttisessa sidoksessa, joka sisältää vetyä (esimerkiksi O-H-sidos vesimolekyylissä), vetyllä on lievä positiivinen varaus, koska sitovat elektronit vedetään voimakkaammin toiseen elementtiin.

Tämän pienen positiivisen varauksen takia vetyä houkuttelee mikä tahansa vierekkäinen negatiivinen varaus (Khan, S.F.).

Van der Waalsin linkit

Ne ovat suhteellisen heikkoja sähkövoimia, jotka houkuttelevat neutraaleja molekyylejä toisiinsa kaasuissa, nesteytetyissä ja kiinteytetyissä kaasuissa ja lähes kaikissa orgaanisissa ja kiinteissä nesteissä.

Voimat nimetään hollantilaiselle fyysikolle Johannes Diderik van der Waalsille, joka vuonna 1873 esitti nämä intermolekulaariset voimat ensimmäisen teorian kehittämiseksi todellisten kaasujen ominaisuuksien selittämiseksi (Encyclopædia Britannica, 2016).

Van der Waalsin voimat on yleinen termi, jota käytetään määrittelemään molekyylien välisten molekyylien väliset voimat.

Van der Waalsin voimia on kahdenlaisia: Lontoon dispersiovoimat, jotka ovat heikkoja ja voimakkaampia dipoli-dipolivoimia (Kathryn Rashe, 2017).

viittaukset

1. Anthony Capri, A. D. (2003). Kemiallinen sidonta: kemiallisen sidoksen luonne. Haettu osoitteesta visionlearning visionlearning.com
2. Camy Fung, N. M. (2015, 11. elokuuta). Kovalenttiset joukkovelkakirjat. Otettu osoitteesta chem.libretexts chem.libretexts.org
3. Clark, J. (2017, 25. helmikuuta). Metallinen sidonta. Otettu osoitteesta chem.libretexts chem.libretexts.org
4. Encyclopædia Britannica. (2016, 4. huhtikuuta). Metallinen sidos. Otettu britannica britannica.comista.
5. Encyclopædia Britannica. (2016, 16. maaliskuuta). Van der Waalsin voimat. Otettu britannica britannica.comista
6. Kathryn Rashe, L. P. (2017, maaliskuu 11). Van der Waalsin voimat. Otettu osoitteesta chem.libretexts chem.libretexts.org.
7. Khan, S. (S.F.). Kemialliset sidokset. Otettu khanacademy khanacademy.org: sta.
8. Martinez, E. (2017, huhtikuu 24). Mikä on Atomic Bonding? Otettu sciencing.com -sivustolta.
9. Wyzant, Inc. (S.F.). joukkovelkakirjat. Wyzant wyzant.comista.